Question

15．工業(yè)合成氨與制備硝酸一般可連續(xù)生產，流程如下：

（1）工業(yè)生產時，制取氫氣的一個反應為：CO+H₂O（g）?CO₂+H₂．t℃時，往1L密閉容器中充入0.2mol CO和0.3mol水蒸氣．反應建立平衡后，體系中c（H₂）=0.12mol•L^-1．該溫度下此反應的平衡常數K=1（填計算結果）．若保持溫度不變，增加水蒸氣的濃度，則K將不變（填“增大”、“減小”、“不變”）
（2）合成塔中發(fā)生反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0．下表為不同溫度下該反應的平衡常數．由此可推知，表中T₁＜300℃（填“＞”、“＜”或“=”）．

T/℃	T1	300	T2
K	1.00×107	2.45×105	1.88×103

（3）在上述流程圖中，氧化爐中發(fā)生反應的化學方程式為4NH₃+5O₂$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{△}$4NO+6H₂O．
（4）氨氣在純氧中燃燒，生成一種單質和水，試寫出該反應的化學方程式4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;點燃\;}}{\;}$N₂+6H₂O．科學家利用此原理，設計成氨氣-氧氣燃料電池，則通入氨氣的電極是負極（填“正極”或“負極”）；堿性條件下，該電極發(fā)生反應的電極反應式為2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O．

Answer 1

分析 （1）根據平衡常數表達式以及各種物質的濃度知識來回答；平衡常數是溫度的函數溫度不變平衡常數不變；
（2）溫度和平衡常數間的關系取決于平衡受溫度的影響情況；
（3）氨的催化氧化產物是一氧化氮和水；
（4）氨氣在純氧中燃燒，生成氮氣和水，燃料電池中，燃料做負極．

解答 解：（1）根據題意：CO+H₂O（g）?CO₂ +H₂
        初始濃度：0.2     0.3             0      0
        變化濃度：0.12    0.12          0.12     0.12
    平衡時的濃度：0.08    0.18           0.12    0.12
則K=$\frac{0.12×0.12}{0.08×0.18}$=1，平衡常數是溫度的函數，所以溫度不變平衡常數不變，
故答案為：1；不變；
（2）對于放熱反應，溫度越高，則化學平衡逆向移動，導致平衡常數減小，所以T₁＜300℃，故答案為：＜；
（3）氧化爐中是氨的催化氧反應，方程式為：4NH₃+5O₂$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{△}$4NO+6H₂O，故答案為：4NH₃+5O₂$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{△}$4NO+6H₂O；
（4）氨氣在純氧中燃燒，生成氮氣和水，化學方程式為：4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;點燃\;}}{\;}$N₂+6H₂O，在燃料電池中，燃料做負極，則通入氨氣的電極是負極，堿性條件下，該電極發(fā)生反應的電極反應式為2NH₃-6e-+6OH^-→N₂+6H₂O，故答案為：4NH₃+3O₂$\frac{\underline{\;點燃\;}}{\;}$N₂+6H₂O；負極；2NH₃-6e^-+6OH^-=N₂+6H₂O．

點評 本題是一道工業(yè)合成氨的綜合性知識題目，可以根據所學知識進行回答，難度較大．